Práctica14

Tecnológico de Monterrey Campus Puebla

“Electroquímica y fenómeno de corrosión.”

Víctor Hugo Blanco Lozano

Equipo #2, Sesión 14

Objetivo:

Familiarizarnos con el concepto y práctica de las reacciones tipo óxido-reducción. Una vez comprendido este fenómeno, ser capaces de aplicarlo a procesos electroquímicos y reflexionar su importancia en la industria y en la almacenamiento de energía.

Introducción:

Esta práctica nos ayudará a tener una mayor y mejor comprensión del fenómeno de óxido-reducción y como se aplica en diversos procesos electroquímicos que resultan de gran utilidad en diversas áreas y procesos. La electroquímica es la rama que estudia las reacciones asociadas con las corrientes eléctricas presente en un circuito. Esto es de gran ayuda ya que nos puede indicar que dirección y camino tomar en investigaciones de diferentes tipos ya sea para generar energías alternativas, refinación de materiales o más proceso de interés industrial. Las reacciones se presentan de dos maneras.

A) Reducción: La sustancia va a recibir electrones de la corriente eléctrica.

B) Oxidación: La sustancia va a quitarle electrones a la corriente eléctrica.

Procedimiento:

- Experimento 1

Se hizo una solución de NaOH al 5% de 50 ml, posteriormente se tomó un trozo de zinc, posteriormente se coloco el vaso de NaOh y zinc en una perilla de calefacción y se esperó a que bullera. Se introdujo la moneda de cobre al vaso con la solución hirviendo. Se agitó la mezcla continuamente, posteriormente se añadió partículas más pequeñas de zinc y se sigue calentando a 340 grados Celsius y agitando ocasionalmente. La moneda adquirió un color blanco plateado, se sacó, se lavó con agua y volvió a colocarse en la plancha. Después de unos minutos la moneda agarro un color dorado brilloso.

- Experimento 2

Se hizo una especie de sándwich el cual tenía papel filtró en los extremos y a la mitad papel normal, después se sumergió en una solución que contenía 1.6 kg de KI diluido en 20 ml de agua, 5 ml de una solución de almidón al 1% y 5 ml de fenoftaleina. Una ves remojado el sándwich  hizo un estilete con un alambre de cobre y se conectó junto con el papel aluminio a una batería mediante pericos. El resultado fue que se pudo escribir con el estilete dando como resultado una especie de tinta rosa.

Cuestionario:

1. Calcule la F.E.M de la pila Zn - Cu si la concentración de la solución que constituye el ánodo de la 
misma es de 10 -3 (mol / L ).¿Qué tipos de electrodo constituyen esta pila?

La reacción Cu⁺² + Zn à Cu +Zn⁺²  produce un potencial de celda de 1.1 V.

 Usando la ecuación de Nernst: 

Considerando que el cátodo es el cobre y el ánodo es el zinc, la intervención de 2 electrones y que la solución de zinc está a 1 M y que produce 10^-3 M de Zn⁺²

3. Calcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso 0,1 M que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos de cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1

5.- Se valoran 50 ml de una disolución de FeSO4 acidulada con H2SO4 con 30 ml de KMnO4 0,25 M. ¿Cuál será la concentración del FeSO4 si el MnO4– pasa a Mn2+?

Ecuación de reducción: MnO4– + 8 H+ + 5 e– → Mn2+ + 4 H2O
Ecuación de oxidación: Fe2+ → Fe3+ + 1 e–

Utilizando estequiometria tenemos que:

6.- Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo.

La ecuación para la reducción es:  Fe³⁺ --- + 3 e^–  Fe

7.- Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO3)2 y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente?

Voltajes:

Ag = 0.80 V

Mg = - 2.37 V

La especie que se reduce, es decir, el cátodo será la especie con mayor voltaje, en este caso es el Ag, mientras que el ánodo será el de menor voltaje, o sea el Mg.

Ecuación de reducción (cátodo) = Ag⁺(aq) + 1e^– ® Ag(s)

Ecuación de oxidación (ánodo) = Mg(s) ® Mg²⁺(aq) + 2e^–

E_pila = E_catodo – E_ánodo = +0,80 V – (–2,37 V) = 3,17 V

8.- Decir si será espontánea la siguiente reacción redox:

Cl2(g) + 2 I– (aq) è 2Cl– (aq) + I2 (s)

Las ecuaciones para las semirreacciones son:

Reducción (cátodo): Cl2(g) + 2e– → 2Cl–(aq)

Oxidación (ánodo): 2 I–(aq) → I2 (s) + 2e–

La condición a cumplir para que la reacción sea espontánea es ΔEpila > 0, así que tenemos:
ΔE_pila = E_catodo – E_ánodo = +1,36 V – 0,54 V = 0,72 V      > 0

Así que puede determinarse que la reacción si es espontánea.

Conclusión: 

El experimento 1 nos permitió comprobar que al agregarle el zinc a la moneda de cobre, ésta se redujera permitiendo que esta cambiara a un color plateado para posteriormente al calentarse generar una especie de aleación que hizo que la moneda se volviera de un color dorado.El experimento 2 fue de gran utilidad para poder comprender de mejor manera como al usar un circuito eléctrico, en esta caso en particular vendría siendo la pila, permite que haya un transporte de electrones en la dirección en la que se está moviendo la corriente ocasionando que se genere un cátodo y un ánodo para que, gracias a los reactivos utilizados, se pueda escribir sin tinta. 

Referencias:

- Corrosion et chimie de surfaces des métaux, D. Landolt, vol. 12 de Traité des matériaux, éd. Presses                             

         Polytechniques et Universitaires Romandes, 1993.

- González José A. (comp.), Teoría y práctica de la lucha contra la corrosión, CSIC, Madrid, 1984.

- Roche M., Protection contre la corrosion des ouvrages maritimes petroliers, Technip, París, 1979.

Práctica 13

Tecnológico de Monterrey Campus Puebla

“Cinética y equilibrio químico.”

Víctor Hugo Blanco Lozano

Equipo #2, Sesión 13

Objetivo:
Conocer el efecto que tienen tanto la concentración y la temperatura en la velocidad de reacción (adquirido en la práctica 12.)
Observar detalladamente los cambios en un sistema en equilibrio al modificar factores como la temperatura, concentración y volumen.
Por último: Calcular la constante de equilibrio en una reacción.

Introducción:

La velocidad de reacción en una sustancia se va a poder determinar solo de manera experimental ya que es necesario comprobar como ciertos factores tales como la temperatura, concentración de los reactivos ola presencia de un catalizador la pueden llegar a afectar. A partir de la velocidad de reacción y los factores que la afectan se puede determinar el  proceso por el cual los reactivos se convierten en productos. A esto se le conoce como mecanismo de reacción. Como resultado final del mecanismo de reacción se pueden obtener mezclas homogéneas que suceden en una sola fase o mezclas heterogéneas que se producen en 2. A su vez dentro de las reacciones químicas se pueden obtener algo llamado equilibrio químico, esto es cuando dentro del periodo de tiempo en que ocurre una reacción no hay pérdida en la concentración tanto de reactivos como de productos. Esto solo va a ocurrir cuando hay una evolución química de igual magnitud tanto en sentido directo como inverso.

Procedimiento:

Experimento 1

Se nombraron dos matraces como A y B. Al matraz A se le agregaron 62 ml de agua destilada, 4 ml de I₂ y finalmente 4 ml de vitamina C. Después se le agregó un agitador magnético y un termómetro de 110°c para después ser colocado en un vaso de precipitado de 600 ml con 1/3 de us capacidad llena de agua. El mismo procedimiento se repitió con el matraz B sin embargo las cantidades de sustancia fueron diferentes, fueron 60 ml de agua, 15 ml de peróxido al 3% y 2 ml de almidón al 3%. Se colocó  el matraz A sobre la plancha de calentamiento y se empezó a agitar. Posteriormente el matraz B fue introducido dentro del A  y se empezó a cronometrar el tiempo.

Temperatura matraces A y B: 24°

Tiempo registrado: 22min y 47 segundos =  1367 segundos.

Experimento 2

Se repite el mismo procedimiento que el experimento 1 sin embargo la concentración de la vitamina C  se modifica (.0027 M)

Temperatura matraces A y B: 20°

Tiempo registrado: 4 min y 33 segundos.=  273 segundos

Experimento 3 

Se repitió el mismo procedimiento y cantidades para el experimento 1, la diferencia radicó en que se tenía que llevar acabo en una temperatura entre los 15° y 20 °

Temperatura de los matraces A y B: 16°

Tiempo registrado: 1 hora con 3 minutos= 3780 segundos

Para determinar la energía de activación usando los datos del experimento 1 y el experimento 3

Ea=39403.78448 KJ/mol

Cuestionario:

Cuestionario

1. Defina los siguientes conceptos

a) Cinética Química: Es una rama de la fisicoquímica que se encarga de estudiar las velocidades con las que se llevan a cabo las reacciones, así como también los factores que afectan a dichas reacciones, por ejemplo: concentración de reactivos, área superficial, temperatura, etc.

b) Velocidad de reacción: Es la cantidad de reactivo o sustancia que reacciona en relación con la unidad de tiempo.

c) Orden global de reacción: Es la sumatoria de las potencias a las que están elevadas las concentraciones individualmente en la ecuación de velocidad.

d) Equilibrio Químico: Es un  estado dinámico en el que las concentraciones de todas las especies reaccionantes (reactivos y productos) permanecen constantes.

2.-Menciona 3 factores que afecten la velocidad de reacción

Algunos de los factores por los que la velocidad de una reacción puede verse modificada son:

-          Temperatura

-          Luz

-          Superficie de contacto.

3.-En un estudio cinético de la reacción:

2SiO(g) + O2(g) ----- 2SiO(g)

A) Obtenga la ley de la velocidad para esta reacción

La ecuación para expresar la velocidad de reacción esta dada por          

Así que la ecuación para expresar la velocidad de reacción en esta formula será:

r = k[SiO]²[O₂]

B) Obtenga la constante de velocidad para esta reacción

Exp. 1:   0.0281 m/s = k[0.0125M]^m[0.0253]ⁿ

Exp. 2:   0.112 m/s = k[0.0250]^m[0.0253]ⁿ

Exp. 3:   0.0561 m/s = k[0.025]^m[0.0506]ⁿ

El primer paso es obtener “m” mediante la división del experimento 1 y 2:

 =

 =  

0.2508928571 = [0.5]^m

m = log_0.5 (0.2508928571) = 2       

m = 2

Luego, para encontrar “n” es necesario dividir el experimento 2 y 3:

 =

 =

2 = [0.5]ⁿ

n = -1

Ahora, el último paso es sustituir los valores en cualquiera de los experimentos:

 0.0281 m/s = k[0.0125M]^m[0.0253]ⁿ

k =  = 2.024

Conclusión:

se pudo concluir de esta practica que las reacciones tienen diferentes velocidades, estas estan determinadas por distintos factores como la temperatura, presion, concentracion de reactivos y la precensia de catalizadores. Estos cambios se observaron en el caso del experimento en el cambio de3 color que se obtuvo y en el aumento de velocidad en el que se llevo acabo la reaccion. Estos cambios se pudieron calcular de manera teorica usando las formulas de la velocidad y la ley de reaccion.

Referencias:

1.  Isaacs, N.S., "Physical Organic Chemistry, 2nd edition, Section 2.8.3, Adison Wesley Longman, Harlow UK, 1995.
2. Kenneth Connors, Chemical Kinetics, 1990, VCH Publishers, pg. 14